Ligações Químicas

Get Started. It's Free
or sign up with your email address
Ligações Químicas by Mind Map: Ligações Químicas

1. Ligações interatômicas (entre átomos)

1.1. METÁLICA

1.1.1. metal+metal

1.1.2. cátions envolvidos pelo mar de elétrons (elétrons livres)

1.1.3. alta condutividade elétrica

1.1.3.1. resultado da interação de elétrons livres com outros metais (elétrons livres conduzem eletricidade)

1.1.4. ductibilidade

1.1.4.1. capacidade do metal se moldar

1.2. IÔNICA (forma íons)

1.2.1. metal+ametal ou H+ametal

1.2.1.1. metal=eletropositivo=tendência a doar é

1.2.1.2. ametal=eletronegativo=tendência a receber é

1.2.2. compostos polares

1.2.3. bons condutores de eletricidade

1.2.3.1. íons dissolvidos permitem a passagem de corrente elétrica

1.2.4. altos pontos de PF e PE

1.2.4.1. Forte atração entre átomos envolvidos = grande energia necessária para quebrar as moléculas.

1.3. COVALENTE (formação de pares comuns de é)

1.3.1. ametal+ametal ou H+ametal

1.3.2. simples

1.3.2.1. pares comuns de elétrons entre os átomos.

1.3.3. dativa

1.3.3.1. O átomo principal "empresta" pares de elétrons após completar seu octeto.

1.3.3.2. carregados com cargas positivas (cátion) e negativas (ânion) = formação de polos

1.3.4. podem ser polares ou apolares

1.3.4.1. átomos diferentes=eletronegatividades diferentes=formação de polos= POLAR

1.3.4.2. átomos iguais=mesma eletronegatividade=sem formação de polos=APOLAR

1.3.5. geometria molecular

1.3.5.1. estudo de como os átomos estão distribuídos espacialmente em uma molécula.

1.3.5.1.1. LINEAR (3 átomos)= sem sobra de é

1.3.5.1.2. ÂNGULAR (3 átomos)= com sobra de é no átomo central

1.3.5.1.3. TRIGONAL PLANA (4 átomos)= sem sobra de é no átomo central.

1.3.5.1.4. PRAMIDAL (4 átomos)= com sobra de é no átomo central.

1.3.5.1.5. TETRAÈDRICA (5 átomos)= sem sobra de é

1.3.5.2. OBS: Quando ocorre sobra de elétrons no átomo central, esses elétrons sofrem repulsão originando ângulos e, consequentemente alterando a geometria do átomo.

1.3.6. baixa condutividade elétrica e témica

1.3.6.1. muito utilizados como isolante

1.3.7. baixos PF e PE (quando comparados a compostos iônicos)

1.3.7.1. pois as interações não são tão fortes como as iônicas não precisando de muita energia para quebra-las

2. Ligações intermoleculares (entre moléculas)

2.1. forças de coesão entre as moléculas

2.1.1. DIPOLO INDUZIDO

2.1.1.1. moléculas apolares

2.1.1.2. polarização momentânea

2.1.1.2.1. interação fraca

2.1.2. DIPOLO PERMANENTE

2.1.2.1. moléculas polares

2.1.2.1.1. há diferença de eletronegatividade

2.1.2.2. LIGAÇÕES DE HIDROGÊNIO (interação do tipo dipolo-dipolo mais fortes)

2.1.2.2.1. atração entre um átomo de H e outro altamente eletronegativo(H - FON). EX: HF,NH3

2.1.2.2.2. altos pontos de PF e PE

2.1.3. OBS: Quanto mais fortes as forças intermoleculares -> maior é a energia necessária para quebrar esta ligação-> maior PF e PE

2.1.3.1. ligação de hidrogênio > dipolo-dipolo > dipolo induzido